GALLIUM: EGENSKAPER, STRUKTUR, ERHÅLLANDE, ANVÄNDNING - KEMI - 2025

Den gallium är ett metalliskt element, som representeras av symbolen Ga tillhör gruppen 13 i det periodiska systemet. Kemiskt liknar det aluminium i sin amfoterism; emellertid uppvisar båda metallerna egenskaper som gör dem differentierbara från varandra.

Till exempel kan aluminiumlegeringar bearbetas för att ge dem alla typer av former; medan de med gallium har mycket låga smältpunkter, som praktiskt taget består av silviga vätskor. Dessutom är galliumens smältpunkt lägre än aluminium; förstnämnda kan smälta från handens värme, medan den senare inte kan.

Galliumkristaller erhållna genom avsättning av ett litet galliumfragment i en övermättad lösning av det (flytande gallium). Källa: Maxim Bilovitskiy

Den kemiska likheten mellan gallium och aluminium grupperar dem också geokemiskt; dvs mineraler eller stenar som är rika på aluminium, såsom bauxiter, har betydande galliumkoncentrationer. Bortsett från denna mineralogiska källa finns det andra av zink, bly och kol, som är spridda i hela jordskorpan.

Gallium är inte populärt en känd metall. Det enda namnet kan framkalla en bild av en tupp i sinnet. I själva verket finns grafiska och allmänna representationer av gallium vanligtvis med bilden av en silver tupp; målad med flytande gallium, ett mycket vätbart ämne på glas, keramik och till och med handen.

Experiment där bitar av metalliskt gallium smälts med händerna är ofta, liksom hanteringen av dess vätska och dess tendens att fläcka allt den berör.

Även om gallium inte är giftigt, liksom kvicksilver, är det ett förstörande medel av metaller, eftersom det gör dem spröda och värdelösa (i första hand). Å andra sidan ingriper det farmakologiskt i processerna där de biologiska matriserna använder järn.

För de i världen av optoelektronik och halvledare kommer gallium att hållas med hög uppskattning, jämförbar med och kanske överlägsen själva kisel. Å andra sidan, med gallium, termometrar, speglar och föremål baserade på dess legeringar har gjorts.

Kemiskt har denna metall fortfarande mycket att erbjuda; kanske inom området katalys, kärnenergi, i utvecklingen av nya halvledarmaterial, eller "helt enkelt" för att förtydliga deras förvirrade och komplexa struktur.

Historia

Förutsägelser om dess existens

1871 hade den ryska kemisten Dmitri Mendeleev redan förutspått existensen av ett element vars egenskaper liknade de hos aluminium; vilket han namngav som ekaluminio. Detta element måste placeras strax under aluminiumen. Mendeleev förutspådde även egenskaperna (densitet, smältpunkt, formler för dess oxider etc.) för ekaluminium.

Upptäckt och isolering

Överraskande, fyra år senare, hade den franska kemisten Paul-Emili Lecoq de Boisbaudran, hittat ett nytt element i ett prov av sfalerit (zinkblende), från Pyrenéerna. Han kunde upptäcka det tack vare en spektroskopisk analys, där han observerade spektrumet för två violetta linjer som inte sammanföll med det för ett annat element.

Efter att ha upptäckt ett nytt element genomförde Lecoq experiment på 430 kg sfalerit, varifrån han kunde isolera 0,65 gram av det; och efter en serie mätningar av dess fysikaliska och kemiska egenskaper drog han slutsatsen att det var Mendeleevs ekaluminium.

För att isolera den utförde Lecoq elektrolysen av dess respektive hydroxid i kaliumhydroxid; förmodligen samma som han upplöst spalerit med. Efter att ha bekräftat att det var ekaluminium och att dess upptäcker gav han det namnet 'gallium' (galium på engelska). Detta namn härstammar från namnet 'Gallia', som på latin betyder Frankrike.

Men namnet presenterar en ny nyfikenhet: "Lecoq" på franska betyder "tupp" och på latin "gallus". Att vara metall blev "gallus" till "gallium"; även om på spanska är konverteringen mycket mer direkt. Det är alltså ingen slump att man tänker på en tupp när man talar om gallium.

Fysiska och kemiska egenskaper

Utseende och fysiska egenskaper

Gallium är en luktfri, glasartad silvrig metall med en ansträngande smak. Det fasta är mjukt och sprött, och när det spricker gör det så konkoidalt; det vill säga, de bildade bitarna är böjda, liknande havsskal.

Beroende på vinkeln vid vilken den visas kan den smälta en blåaktig glöd. Denna silviga vätska är inte giftig vid kontakt; emellertid "fastnar" det för mycket på ytorna, särskilt om de är keramiska eller glas. Till exempel kan en enda droppe gallium genomsyra insidan av en glasskål för att belägga den med en silverspegel.

Om ett fast fragment av gallium avsätts i flytande gallium, fungerar det som en kärna där glittrande galliumkristaller snabbt utvecklas och växer.

Atomnummer (Z)

31 ( ₃₁ Ga)

Molmassa

69,723 g / mol

Smältpunkt

29,7646 ° C Denna temperatur kan uppnås genom att hålla ett galliumglas tätt mellan två händer tills det smälter.

Kokpunkt

2400 ° C Notera det stora klyftan mellan 29,7 ºC och 2400 ºC; det vill säga flytande gallium har ett mycket lågt ångtryck, och detta faktum gör det till ett av elementen med den största skillnaden i temperatur mellan vätska och gasformiga tillstånd.

Densitet

-At rumstemperatur: 5,91 g / cm ³

-At smältpunkt: 6,095 g / cm ³

Observera att samma sak händer med gallium som med vatten: densiteten av vätskan är större än densiteten i fast substans. Därför flyter dina kristaller på flytande gallium (galliumisberg). I själva verket är volymutvidgningen av det fasta materialet sådant (tre gånger) att det är obekvämt att lagra flytande gallium i behållare som inte är gjorda av plast.

Smältvärme

5,59 kJ / mol

Förångningsvärme

256 kJ / mol

Molär värmekapacitet

25,86 J / (mol K)

Ångtryck

Vid 1037 ºC utövar endast dess vätska ett tryck på 1 Pa.

Elektronnegativitet

1.81 på Pauling-skalan

Ioniseringsenergier

-Först: 578,8 kJ / mol (Ga ⁺ gas)

-Andra: 1979,3 kJ / mol (Ga ²⁺ gasformigt)

-Tredde: 2963 kJ / mol (Ga ³⁺ gasformig)

Värmeledningsförmåga

40,6 W / (mK)

Elektrisk resistans

270 nΩ m vid 20 ºC

Mohs hårdhet

1,5

Viskositet

1 819 cP vid 32 ºC

Ytspänning

709 dyn / cm vid 30 ºC

Amphotericism

Som aluminium är gallium amfoteriskt; reagerar med både syror och baser. Till exempel kan starka syror lösa upp dem för att bilda gallium (III) -salter; om de är H ₂ SO ₄ och HNO ₃ , Ga ₂ (SO ₄ ) ₃ och Ga (NO ₃ ) _{3 framställs} , respektive. Medan man reagerar med starka baser produceras gallatsalter med jon Ga (OH) ₄ ^- .

Observera likheten mellan Ga (OH) ₄ ^- och Al (OH) ₄ ^- (aluminat). Om ammoniak tillsätts till mediet bildas gallium (III) hydroxid, Ga (OH) ₃ , som också är amfotär; när man reagerar med starka baser producerar den Ga (OH) ₄ ^{- igen} , men om den reagerar med starka syror frigör den komplexa vattenhaltiga ³⁺ .

Reaktivitet

Metallgalium är relativt inert vid rumstemperatur. Den reagerar inte med luft, som ett tunt skikt av oxid, Ga ₂ O ₃ , skyddar den från syre och svavel. Emellertid fortsätter oxidationen av metallen vid uppvärmning och förvandlas fullständigt till dess oxid. Och om svavel finns närvarande, reagerar det vid höga temperaturer och bildar Ga ₂ S ₃ .

Det finns inte bara galliumoxider och sulfider, utan också fosfider (GaP), arsenider (GaAs), nitrider (GaN) och antimonider (GaSb). Sådana föreningar kan härröra genom direkt reaktion av elementen vid förhöjda temperaturer eller genom alternativa syntetiska vägar.

På samma sätt kan gallium reagera med halogener för att bilda sina respektive halogenider; såsom Ga ₂ Cl ₆ , GAF ₃ och Ga ₂ I ₃ .

Denna metall, som aluminium och dess kongener (medlemmar i samma grupp 13), kan interagera kovalent med kolatomer för att producera organometalliska föreningar. För de med Ga-C-bindningar kallas de organogalier.

Det mest intressanta med gallium är inte någon av dess tidigare kemiska egenskaper, utan dess enorma lätthet med vilken den kan legeras (liknande den för kvicksilver och dess sammanslagningsprocess). Dess Ga-atomer "gnuggar snabbt" mellan metalliska kristaller, vilket resulterar i galliumlegeringar.

Struktur och elektronisk konfiguration

Komplexitet

Gallium är inte bara ovanligt eftersom det är en metall som smälter med värmen i handflatan, utan dess struktur är komplex och osäker.

Å ena sidan är det känt att dess kristaller antar en ortorombisk struktur (Ga-I) under normala förhållanden; Detta är dock bara en av de många möjliga faserna för denna metall, av vilken den exakta ordningen på dess atomer inte har specificerats. Det är därför en mer komplex struktur än den kan se ut vid första anblicken.

Det verkar som om resultaten varierar beroende på vinkeln eller riktningen i vilken dess struktur analyseras (anisotropi). Dessa strukturer är också mycket mottagliga för den minsta förändringen i temperatur eller tryck, vilket innebär att gallium inte kan definieras som en enda typ av kristall vid tidpunkten för datatolkning.

dimerer

Ga-atomer interagerar med varandra tack vare den metalliska bindningen. Emellertid har en viss grad av Covalence hittats mellan två angränsande atomer, så förekomsten av Ga ₂ dimeren (Ga-Ga) antas .

I teorin bör denna kovalenta bindning bildas genom överlappningen av 4p-omloppet, med dess enda elektron enligt den elektroniska konfigurationen:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ¹

Denna blandning av kovalenta metalliska interaktioner tillskrivs den låga smältpunkten för gallium; eftersom, även om å ena sidan kan det finnas ett "hav av elektroner" som håller de Ga-atomer tätt tillsammans i kristallen, å andra de strukturella enheterna består av Ga ₂ dimerer , vars intermolekylär växelverkan är svaga.

Faser under högt tryck

När trycket ökar från 4 till 6 GPa genomgår galliumkristallerna fasövergångar; från orthorhombic passerar den till kubiken centrerad på kroppen (Ga-II), och från denna passerar den slutligen till tetragonalen centrerad på kroppen (Ga-III). Inom tryckområdet bildas möjligen en blandning av kristaller, vilket gör tolkningen av strukturerna ännu svårare.

Oxidationsnummer

De mest energiska elektronerna är de som finns i 4s och 4p orbitals; eftersom det finns tre av dem, förväntas det därför att gallium kan förlora dem när de kombineras med element som är mer elektroniska än det.

När detta inträffar antas förekomsten av Ga3 ⁺ -katjonen , och dess antal eller oxidationstillstånd sägs vara +3 eller Ga (III). I själva verket är detta det vanligaste av alla dess oxidationsnummer. Följande föreningar, till exempel, besitter gallium som 3: Ga ₂ O ₃ (Ga ₂ ³⁺ O ₃ ^2- ), Ga ₂ Br ₆ (Ga ₂ ³⁺ Br ₆ ^- ), Li ₃ GaN ₂ (Li ₃ ⁺ Ga ³⁺ N ₂ ^3- ) och Ga ₂ Te ₃ (Ga ₂³⁺ Te ₃ ^2- ).

Gallium kan också hittas med oxidationsnummer på +1 och +2; även om de är mycket mindre vanliga än +3 (liknande som med aluminium). Exempel på sådana föreningar är GaCl (Ga ⁺ Cl ^- ), Ga ₂ O (Ga ₂ ⁺ O ^2- ) och gas (Ga ²⁺ S ^2- ).

Observera att förekomsten av joner med laddningsstorlekar som är identiska med det antagna oxidationsantalet alltid antas (korrekt eller inte).

Var att hitta och få

Ett prov av mineralet gallita, som är sällsynt men det enda med en avsevärd koncentration av gallium. Källa: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Gallium finns i jordskorpan med ett överflöd som är proportionellt mot metallen kobolt, bly och niob. Det verkar som en hydratiserad sulfid eller oxid, spridd i stor utsträckning som föroreningar i andra mineraler.

Dess oxider och sulfider är dåligt lösliga i vatten, så koncentrationen av gallium i haven och floderna är låg. Dessutom är det enda mineral som är "rikt" på gallium gallita (CuGaS ₂ , toppbild ). Det är emellertid opraktiskt att utnyttja hönan för att erhålla denna metall. Mindre känt är mineral gallium plumbogumite.

Därför finns det inga ideala malmer för denna metall (med en koncentration större än 0,1 viktprocent).

Istället erhålls gallium som en biprodukt av den metallurgiska behandlingen av malmer av andra metaller. Till exempel kan den extraheras från bauxiter, zinkblandare, alum, kol, galenor, pyriter, germaniter osv.; det vill säga, det är vanligtvis associerat med aluminium, zink, kol, bly, järn och germanium i olika mineralkroppar.

Jonbyteskromatografi och elektrolys

När mineralråvaran smälts eller upplöses, antingen i starkt sura eller basiska medier, erhålls en blandning av metalljoner som är solubiliserade i vatten. Eftersom gallium är en sekundär produkt förblir dess Ga3 ⁺ -joner upplöst i blandningen när metallerna av intresse har fällts ut.

Således är det önskvärt att separera dessa Ga3 ⁺ från de andra jonerna, med det enda syftet att öka deras koncentration och renheten hos den resulterande metallen.

För detta används, utöver konventionella utfällningstekniker, jonbyteskromatografi genom användning av ett harts. Tack vare denna teknik är det möjligt att separera (till exempel) Ga ³⁺ från Ca ²⁺ eller Fe ³⁺ .

När en högkoncentrerad lösning av Ga3 ⁺ -joner har erhållits utsätts den för elektrolys; det vill säga Ga ³⁺ tar emot elektroner för att kunna bildas som en metall.

isotoper

Gallium finns i naturen främst som två isotoper: ⁶⁹ Ga, med ett överflöd på 60,11%; och ⁷¹ Ga, med ett överflöd på 39,89%. Det är av denna anledning som atomvikten för gallium är 69.723 u. De andra isotoperna av gallium är syntetiska och radioaktiva, med atommassor som sträcker sig från ⁵⁶ Ga till ⁸⁶ Ga.

risker

Miljömässigt och fysiskt

Ur miljösynpunkt är metalliskt gallium inte särskilt reaktivt och lösligt i vatten, så dess spill i teorin utgör inte allvarliga föroreningsrisker. Dessutom är det okänt vilken biologisk roll den kan ha i organismer, med de flesta av dess atomer utsöndras i urinen, utan några tecken på att samlas i någon av dess vävnader.

Till skillnad från kvicksilver kan gallium hanteras med bara händer. I själva verket är experimentet med att försöka smälta det med värmen i händerna ganska vanligt. En person kan röra den resulterande silvervätskan utan rädsla för att skada eller skada huden; även om det lämnar en silverfläck på den.

Däremot kan intag det vara giftiga, eftersom i teorin skulle lösas upp i magen för att generera GaCl ₃ ; galliumsalt vars effekter på kroppen är oberoende av metall.

Skador på metaller

Gallium kännetecknas av mycket färgande eller vidhäftande ytor; och om dessa är metalliska, går det igenom dem och bildar legeringar direkt. Detta kännetecken för att kunna legeras med nästan alla metaller gör det olämpligt att spilla flytande gallium på något metallföremål.

Därför riskerar metallföremål att brytas i bitar i närvaro av gallium. Handlingen kan vara så långsam och obemärkt att det medför oönskade överraskningar; särskilt om det har spillts på en metallstol, vilket kan kollapsa när någon sitter på den.

Det är därför de som vill hantera gallium aldrig ska sätta den i kontakt med andra metaller. Till exempel kan dess vätska lösa aluminiumfolie såväl som att smyga in indium-, järn- och tennkristaller för att göra dem spröda.

I allmänna termer, trots det ovan nämnda, och det faktum att dess ångor nästan är frånvarande vid rumstemperatur, anses gallium i allmänhet vara ett säkert element med noll toxicitet.

tillämpningar

termometrar

Galinstan termometrar. Källa: Gelegenheitsautor

Gallium har ersatt kvicksilver som vätska för att avläsa temperaturerna markerade med termometern. Emellertid är dess smältpunkt på 29,7 ºC fortfarande hög för denna applikation, varför det i sitt metalliska tillstånd inte skulle vara användbart att använda det i termometrar; istället används en legering kallad Galinstan (Ga-In-Sn).

Galinstan-legeringen har en smältpunkt på cirka -18 ° C, och dessutom har dess nolloxicitet gör det till ett idealiskt ämne för utformning av kvicksilveroberoende medicinska termometrar. På det här sättet, om det skulle gå sönder, skulle det vara säkert att rensa upp röran; även om det skulle smutsa golvet på grund av dess förmåga att våta ytor.

Spegelframställning

Återigen nämns vätbarheten hos gallium och dess legeringar. När den vidrör en porslinyta eller glas sprids det över hela ytan tills den är helt täckt i en silverspegel.

Förutom speglar har galliumlegeringar använts för att skapa föremål av alla former, eftersom de när de svalnar stelnar. Detta kan ha en stor nanoteknologisk potential: att bygga föremål med mycket små dimensioner, som logiskt skulle fungera vid låga temperaturer, och visa unika egenskaper baserade på gallium.

datorer

Termiska pastor som används i datorprocessorer har tillverkats av galliumlegeringar.

Läkemedel

Ga 3 ⁺ -joner liknar Fe ³⁺ på det sätt de ingriper i metaboliska processer. Därför, om det finns en funktion, parasit eller bakterier som kräver järn för att utföra, kan de stoppas genom att misstag det för gallium; detta är fallet med pseudomonas-bakterier.

Så det är här galliumläkemedel dyker upp, som helt enkelt kan bestå av dess oorganiska salter eller organogalier. La Ganita, ett handelsnamn för galliumnitrat, Ga (NO ₃ ) ₃ , används för att reglera de höga kalciumkoncentrationerna (hypercalcemia) förknippade med bencancer.

Teknologisk

Galliumarsenid och nitrid kännetecknas av att de är halvledare, som har kommit att ersätta kisel i vissa optoelektroniska tillämpningar. Med dem har transistorer, laserdioder och ljusemitterande dioder (blå och violett), chips, solceller etc. tillverkats. Tack vare till exempel GaN-lasrar kan Blu-Ray-skivor läsas.

katalysatorer

Galliumoxider har använts för att studera deras katalys i olika organiska reaktioner av stort industriellt intresse. En av de nyare galliumkatalysatorerna består av sin egen vätska, över vilken atomer av andra metaller är spridda som fungerar som de aktiva centra eller ställen.

Till exempel har gallium-palladiumkatalysatorn studerats i dehydrogeneringsreaktionen för butan; det vill säga omvandla butan till mer reaktiva omättade arter, nödvändiga för andra industriella processer. Denna katalysator består av flytande gallium som fungerar som ett stöd för palladiumatomerna.

referenser

1. Sella Andrea. (23 september 2009). Gallium. Kemi världen. Återställd från: chemistryworld.com
2. Wikipedia. (2019). Gallium. Återställd från: en.wikipedia.org
3. Li, R., Wang, L., Li, L., Yu, T., Zhao, H., Chapman, KW Liu, H. (2017). Lokal struktur av flytande gallium under tryck. Vetenskapliga rapporter, 7 (1), 5666. doi: 10.1038 / s41598-017-05985-8
4. Brahama D. Sharma & Jerry Donohue. (1962). En förfining av kristallstrukturen i gallium. Zeitschrift fiir Kristallographie, Bd. 117, S. 293-300.
5. Wang, W., Qin, Y., Liu, X. et al. (2011). Distribution, förekomst och berikande orsaker till gallium i kol från Jungar Coalfield, Inre Mongoliet. Sci. China Earth Sci. 54: 1053. doi.org/10.1007/s11430-010-4147-0
6. Marques Miguel. (Sf). Gallium. Återställd från: nautilus.fis.uc.pt
7. Redaktörerna för Encyclopaedia Britannica. (5 april 2018). Gallium. Encyclopædia Britannica. Återställd från: britannica.com
8. Bloom Josh. (3 april 2017). Gallium: smälter i din mun, inte dina händer! American Council on Science and Health. Återställd från: acsh.org
9. Dr Doug Stewart. (2019). Gallium element fakta. Chemicool. Återställd från: chemicool.com
10. National Center for Biotechnology Information. (2019). Gallium. PubChem-databas. CID = 5360835. Återställd från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov